實驗二　氯化銨生成焓的測定

【實驗目的】

1.學習用量熱計測定物質生成焓的簡單方法。

2.加深對有關熱化學基本知識的理解。

【預習與思考】

1.實驗產生誤差的可能原因是什么？

2.為什么放熱反應的溫度-時間曲線的后半段逐漸下降，而吸熱反應則相反？

3.NH3（aq）與HCl（aq）反應的中和熱和NH4Cl（s）的溶解熱之差，是哪一個反應的熱效應？

4.如果實驗中有少量HCl溶液或NH4Cl固體黏附在量熱計器壁上，對實驗結果有何影響？

【基本原理】

化學反應中常伴隨有能量的變化。一個恒溫化學反應所吸收或放出的熱量稱為該反應的熱效應。一般把恒溫恒壓下的熱效應又稱為焓變（ΔH）。同一個化學反應，若反應溫度或壓力不同，則熱效應也不一樣。在溫度T下，由參考狀態的單質生成物質B（νB=+1）反應的標準摩爾焓變稱為物質B的標準摩爾生成焓。標準摩爾生成焓可以通過測定有關反應的焓變并應用Hess定律間接求得。本實驗用量熱計分別測定NH4Cl（s）的溶解熱和NH3（aq）與HCl（aq）反應的中和熱，再利用NH3（aq）與HCl（aq）的標準摩爾生成焓數據，通過Hess定律計算出NH4Cl（s）的標準摩爾生成焓。

量熱計是用來測定反應熱的裝置。本實驗采用保溫杯式簡易量熱計（見圖2-2）測定反應熱。化學反應在量熱計中進行時，放出（或吸收）的熱量會引起量熱計和反應物質的溫度升高（或降低）。對于放熱反應：

ΔrH=-（mcΔT+CpΔT）

式中，ΔrH為反應熱，J；m為物質的質量，g；c為物質的比熱容，J·g-1·K-1；ΔT為反應終了溫度與起始溫度之差，K；Cp為量熱計的熱容，J·K-1。

由于反應后的溫度需要一段時間才能升到最高值，而實驗所用簡易量熱計不是嚴格的絕熱系統，在這段時間，量熱計不可避免地會與周圍環境發生熱交換。為了校正由此帶來的溫度偏差，需用圖解法確定系統溫度變化的最大值，即以測得的溫度為縱坐標，時間為橫坐標繪圖（見圖2-3），按虛線外推到開始混合的時間（t=0），求出溫度變化最大值（ΔT），這個外推的ΔT值能較客觀地反映出由反應熱所引起的真實溫度變化。

量熱計的熱容是使量熱計溫度升高1K所需要的熱量。確定量熱計熱容的方法是：在量熱計中加入一定質量m（如50g）、溫度T1的冷水，再加入相同質量溫度為T2的熱水，測定混合后水的最高溫度T3。已知水的比熱容為4.184J·g-1·K-1，設量熱計的熱容為Cp，則：

熱水失熱=4.184m（T2-T3）

冷水得熱=4.184m（T3-T1）

量熱計得熱=Cp（T3-T1）

因為熱水失熱與冷水得熱之差等于量熱計得熱，所以，量熱計的熱容為：

【實驗用品】

儀器：保溫杯，0.1K溫度計，電磁攪拌器，臺秤，秒表，燒杯（100mL），量筒（100mL）。

藥品：HCl（1.5mol·L-1），NH3·H2O（1.5mol·L-1），NH4Cl（s）。

【實驗步驟】

1.量熱計熱容的測定

①用量筒量取50.0mL去離子水，倒入量熱計中，蓋好杯蓋后開動電磁攪拌器緩慢地攪拌，待系統達到熱平衡后（約5～10min），記錄溫度T1（精確到0.1K）。

②在100mL燒杯中加入50.0mL去離子水，加熱到高于T130K左右，靜置1～2min，待熱水系統溫度均勻時，迅速測量溫度T2（精確到0.1K），盡快將熱水倒入量熱計中，蓋好杯蓋后開動電磁攪拌器緩慢地攪拌，并立即計時和記錄水溫。每隔30s記錄一次溫度，直至溫度上升到最高點，再繼續測定3min。

③將上述實驗重復一次，取兩次實驗所得結果的平均值，作溫度-時間圖，用外推法求最高溫度T3，并計算量熱計的熱容Cp。

2.鹽酸與氨水的中和熱及氯化銨溶解熱的測定

①用量筒量取50.0mL 1.5mol·L-1HCl溶液，倒入燒杯中備用。洗凈量筒，再量取50.0mL 1.5mol·L-1NH3·H2O，倒入量熱計中，在酸堿混合前，先記錄氨水的溫度5min（間隔30s，溫度精確到0.1K，以下相同）。將燒杯中的鹽酸加入量熱計，立刻蓋上保溫杯頂蓋，測量并記錄溫度-時間數據，同時開動電磁攪拌器緩慢地攪拌，直至溫度上升到最高點，再繼續測量3min。依據溫度-時間數據作圖，用外推法求ΔT。

②稱取4.0g NH4Cl（s）備用。量取100mL去離子水，倒入量熱計中，測量并記錄水溫5min。然后加入NH4Cl（s）并立刻蓋上保溫杯頂蓋，測量并記錄溫度-時間數據，同時開動電磁攪拌器緩慢地攪拌，促使固體溶解，直至溫度下降到最低點，再繼續測量3min。最后依據溫度-時間數據作圖，用外推法求ΔT。

注：保溫杯蓋和隔熱材料，可采用聚氨酯泡沫塑料或聚苯乙烯塑料。

【數據記錄和結果處理】

實驗中的NH4Cl溶液濃度很小，為作近似處理可以假定：①溶液的體積為100mL；②中和反應熱只能使水和量熱計的溫度升高；③NH4Cl（s）溶解時吸熱，只能使水和量熱計的溫度下降。

由相應的溫差（ΔT）和水的質量（m）、比熱容（c）及量熱計的熱容（Cp），即可分別計算出鹽酸與氨水的中和反應熱和氯化銨的溶解熱。

已知NH3（aq）和HCl（aq）的標準摩爾生成焓分別為-80.29kJ·mol-1和-167.159kJ·mol-1，根據Hess定律計算NH4Cl（s）的標準摩爾生成焓，并對照附錄中的數據計算實驗誤差（如操作與計算正確，所得結果的誤差可小于3％）。